Tema 2. Enlace químico (2024-2025). Univerdiad rey juan carlospdf

TEMA 2 DIDACTICA DE LAS CIENCIAS NATURALES URJC

1. DIDACTICA DE LAS CIENCIAS
NATURALES II
ProfesoraAna Isabel Casado
Tema 2
Enlace Químico

2. ✓EnlaceIónico
✓EnlaceCovalente(TeoríadeLewisyRPECV)
✓EnlaceMetálico
✓FuerzasIntermoleculares
✓Propiedadesdeloscristales(moleculares,covalenteseiónicos)
Tema 2
Enlace Químico
DIDACTICA DE LAS CIENCIAS NATURALES II

3. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
¿Por qué se unen los átomos?
Átomos,moléculaseionesseunenentresíporquealhacerlosellegaaunasituacióndemínimaenergía,loqueequivaleadecirdemáxima
estabilidad.
Loselectronesmásexternos(electronesdevalencia)sonlosresponsablesdeestaunión,aligualquedelaestequiometríaygeometríadelas
sustanciasquímicas.
D I A G R A M A S D E E N E R G Í A F R E N T E
A D I S T A N C I A I N T E R A T Ó M I C A

4. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Iónico
Elenlaceiónicoseformaporatracciónentreionesconcargaopuesta,cationesyanionesengrandesnúmerosparaformaruncompuesto
sólidoalquesedenominasólidoiónico.
Esteenlaceseproducecuandoátomosdeelementosmetálicos(especialmentelossituadosmásalaizquierdaenlatablaperiódica[G1,G2
yG3)interactúanconátomosnometálicos(loselementossituadosaladerechaenlatablaperiódica(especialmentelosG16yG17).
Reacciones de ionización:reacciones de pérdida o ganancia de e
–

5. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Iónico
Nay Cl
2reaccionan, para dar NaClun sólido blanco con punto
de fusión de 801ºC que se disuelve en agua sin dar reacción.
Sodio (Na), un metal plateado con un punto de fusión de 98 ºC
que reacciona violentamente con el agua.
Cloro (Cl
2
)un gas corrosivo verde amarillento que también
reacciona con el agua.
Na: [Ne] 3s
1
Na
+
: [Ne]
Cl: [Ne] 3s
2
3p
5
Cl
–
: [Ne] 3s
2
3p
6
En la reacción los átomos de Napierden un electrón para formar el catión sodio,
isoelectrónico con elNecon un total 10 electrones, 8 electrones en la capa de valencia.
Los átomos de Clganan 1 electrón para formar aniones cloruro, isoelectrónicos con Ar,
18 electrones, en total 8 en la capa de valencia.

6. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Cl+ e
-
Cl
–
Na Na
+
+ e
-Na+Cl ClNa LafórmulaquímicadelclorurodesodioNaCl
noindicaexplícitamentelanaturalezaiónica
delcompuesto,sololarelacióndeátomos1:1.
Punto de fusión 801 ºC
El proceso puede representarse cómo:2Na+ Cl
2
2NaCl
Li: [He] 2s
1
Li
+
: [He]
O: [He] 2s
2
2p
4
O
2-
: [He] 2s
2
2p
6
Otro par iónico: 4Li+ O
2
2Li
2O2Li+O O2Li
2
Lareacciónentreelmetallitioyoxígeno
molecular,formaelóxidodelitioLi
2O,
compuestoiónico.2átomosdeLitio(Li)
secombinanconunodeoxígeno(O).
Punto de fusión 1700 ºC
O+ 2e
-
O
2-
2Li Li
+
+ 2e
-
Enlace Iónico
Na: [Ne] 3s
1
Na
+
: [Ne]
Cl: [Ne] 3s
2
3p
5
Cl
–
: [Ne] 3s
2
3p
6

7. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Iónico: Energía reticular
Li
2Opunto de fusión 1700ºC
Este efecto se describe según la Leyde Coulomb2
d
QQ
F
−+

=
Seobservacomoalaumentarlacargaydisminuirladistanciala
fuerzadeatracciónaumenta.
Elresultadonetoesqueelenlaceiónicoesmásfuerteparael
Li
2OqueparaelNaCl,loqueexplicasumayorpuntodefusión.
NaClpunto de fusión 801 ºC
La energía necesaria para separar los iones de un
retículo cristalino en iones gaseosos individuales
se conoce como energía de red o reticular.
ENERGÍA RETICULAR

8. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Iónico: Energía reticular
Factores de los que depende la Energía Reticular (U)
A mayor carga de los iones mayor “U”.
Ejemplo:Así el CaO(Ca
2+
y O
2–
) tendrá“U”mayor que el NaCl (Na
+
y Cl
–
).
A menor tamaño de los iones mayor “U”.
Ejemplo:Así el NaCl (Na
+
y Cl
–
) tendrá“U” mayor que el KBr(K
+
y Br
–
).
CaOpunto de fusión 2572 ºC
KBrpunto de fusión 734 ºC2
d
QQ
F
−+

=
NaClpunto de fusión 801 ºC
NaClpunto de fusión 801 ºC

9. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Iónico
Sisóloexistieseatracciónentreionesestosseaproximaríaninfinitamentehastafundirse.Sinembargo,larepulsiónexistenteentresus
nubesdedensidadelectrónicaacabapordetenerlaaproximaciónaunadistanciaenlaquelaenergíasehacemínima.

10. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Iónico
Lafuerzaatractivaentreionesdecargaopuestaestablecelosionesjuntosenunaestructuraregular(cristalina).
Laenergíaasociadaalaatracciónyformacióndeunarediónica,esdecir,deunaestructuraordenadadeionessellama
energíareticulardelcristaloentalpíadered.
Laformacióndelsólidoiónicodisminuyelaenergía.Elresultadoglobalesquelaformacióndelsólidoiónicoesmásestable
quelamezclaoriginaldeátomos.
Losionesseagrupanenredestridimensionalesconunelevadonúmerodecationesyanionesfuertementeunidosentresí.

11. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Iónico: Solubilidad de sales
Muchoscompuestosiónicossonsolublesendisolventespolarescomoelagua.
El proceso de disolución en agua de un sólido iónico se puede dividir en dosetapas:
1.Ruptura de la red
2. Solvatación de los iones
LiCl(s)+H
2O [Li
+
(H
2O)
n] + [Cl
–
(H
2O)
n]Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
Li
+
Cl
-
+O
H
H

+

- Li
+
O
H
H
+

-
O
HH

+

-
O
H
H
+

-
O
HH

+

- Cl
-
O
H
H
+

-
O
HH

+

-
O
H
H

+

-
O
HH

+

-
+

12. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Iónico: Propiedades de los sólidos iónicos
•Presentanpuntosdefusiónmuyelevadosdadala
estabilidaddelarediónica.
•Tiendenaserdurosyquebradizos.
•Paradeformaruncristaliónicoperfectodosplanosdeiones
tienenquedesplazarseelunorespectoalotro.Dicho
desplazamientopuedellevaraenfrentarionesdeigualcarga.
Lasfuerzasatractivassonreemplazadasporfuerzas
repulsivas.Elcristalserompe.
•Engeneralparaigualcarga,elaumentodelradiodisminuye
laenergíaderedyportantotambiéndisminuyeladureza.
•Sonaislanteseléctricosabajastemperaturas,noesposible
eldesplazamientodeionescargados.
•Lossólidosiónicosendisoluciónseconocencomo
conductoresdesegundaespecie.

13. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Covalente
Cl Cl+ ClCl Ó Cl Cl
Compartición de e-  Enlace Covalente
Par enlazante
Enlace covalente simple
Par no enlazante
Unenlacecovalenteentredosátomosogruposdeátomosseproducecuandoéstos,paraalcanzareloctetoestable(llenar
completamentelaúltimacapa),compartenelectronesdelúltimonivel.Ladiferenciadeelectronegatividadesentrelos
átomosnoessuficienteparaformarunenlaceiónico.

14. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Covalente: regla del octeto
Los átomos tienden a buscar la
configuración electrónica de un gas noble.
En todas las moléculas vistas, el átomo
adquiere configuración de gas noble,
rodeándose de 8 electrones (regla del octeto).

15. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Covalente: Polaridad de los enlaces
O HH
OF F OO NN
Enlaces covalentes apolares
Enlace covalente en el que los dos átomos
comparten por igual los electrones
Enlaces covalentes polares
Enlace covalente en el que los dos átomos no
comparten por igual los electrones

16. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Covalente: Polaridad de las moléculas covalentes (Momento Dipolar)
Lasmoléculasquetienenenlacescovalentespolarestienenátomoscargadospositivamenteyotrosnegativamente.Cadaenlace
tieneunmomentodipolar“”,magnitudvectorialquedependedeladiferenciadeelectronegatividad()entrelosátomos
ycuyadireccióneslalíneaqueuneambosátomosycuyosentido,vadelmenoselectronegativoalmáselectronegativo).qL=
Dependiendo de cómo sea de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en:
Moléculas polares. Tienen no nulo:
–Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HF
–Moléculas angulares, piramidales, Ej: H
2O, NH
3
Moléculas apolares. Tienen nulo:
–Moléculas con enlaces apolares. Ej: H
2, Cl
2
–= 0. Ej: CH
4, CO
2

17. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Covalente: Polaridad de las moléculas covalentes (Momento Dipolar)

18. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Covalente: Ejercicios
a) Ordene según la polaridad creciente, basándote en los valores de electronegatividades de la tabla adjunta, los siguientes enlaces:
H–F H–O H–N H–C C–O C–Cl
b) la polaridad de la molécula de CH
4¿será igual o distinta de la de CCl
4?
a) H –C < C –Cl < H –N < C –O < H –O < H –F
b) El CH
4 es globalmente apolar (= 0) pues la suma vectorial de los dipolos de cada enlace(dirigidos hacia el centro) se anula debido a su
geometría tetraédrica.El CCl
4es apolar por la misma razón; sin embargo, los dipolos de los enlaces están en esta ocasión dirigidos hacia fuera.

19. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Covalente: Ejercicios
Cuatro elementos diferentes: A, B, C y D, tienen números
atómicos: 6, 9,13 y 19, respectivamente. Se desea saber:
a)El número de electrones de valencia de cada uno de ellos.
b)Su clasificación en metales y no metales.
c)La fórmula de los compuestos que B puede formar con los
demás, ordenándolos del más iónico al más covalente.
a)A Z = 6 2-4
B Z = 9 2-7
C Z = 13 2-8-3
D Z = 19 2-8-8-1
b)No metal
No metal
Metal
Metal
c) DB (más iónico)CB
3AB
4 (más covalente)

20. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Covalente: Forma de las moléculas
Teoría de Lewis Moléculas Lineales OH H
Ángulo de enlace
Distancias de enlace
Según la teoría de Lewis todas las moléculas
deberían ser lineales. Por tanto, la teoría
falla en la geometría molecular, no es capaz
de predecir correctamente las distancias de
enlace ni los ángulos que se forman entre
los átomos que conforman la molécula.
??

21. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Covalente: Forma de las moléculas
REPULSION DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV)
Be
180°
180°
Be
90°
270°
H CH
H
H
90°
C
90° 90°
90°
109,5°
C
Según la teoría de RPECV los pares de electrones se distribuyen
garantizando la menor interacción posible entre ellos (lo más alejados
posible). De esta forma la molécula adquiere su forma más estable.

22. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Covalente: Geometrías
Tetraédrica
Piramidal
trigonal
Angular
Metano (CH
4) Amoníaco (NH
3) Agua (H
2O)
REPULSION DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV)
Dióxido de Carbono (CO
2)
AX
Lineal

23. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Covalente: Propiedades de los compuestos covalentes
Sólidos covalentes
Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal.
Gran dureza y P.F alto.
Son sólidos.
Insolubles en todo tipo de disolvente.
Malos conductores.
El grafito, que forma una estructura por capas,
es más blando y conductor.
Sustancias moleculares covalentes
Están formados por moléculas aisladas.
P.F. y P. E. bajos (gases).
Son blandos.
Solubles en disolventes moleculares.
Malos conductores.
Las sustancias polares son solubles en
disolventes polares y tienen mayores P.F y
P.E.

24. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Cristales Iónicos
En la estructura cristalina (ordenada) de los materiales inorgánicos, los motivos repetitivos son átomos o iones enlazados entre sí,
de modo que generalmente no se distinguen unidades aisladas y de ahí su estabilidad y dureza (cristales iónicos, fundamentalmente).
Estructura cristalina de un material inorgánico: el alfa-cuarzo

25. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Estructura de los Cristales Moleculares
En los llamados materiales orgánicos se distinguen claramente unidades aisladas y aparece el concepto de entidad molecular
(molécula), formada por átomos enlazados entre sí, pero en donde la unión entre las moléculas, dentro del cristal, es mucho más
débil (cristales moleculares). Son generalmente materiales más blandos e inestables que los inorgánicos…
Estructura cristalina de un material orgánico: cinnamida

26. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Estructura de los Cristales Moleculares
En el grafito los átomos de carbono están distribuidos en forma de capas paralelas separadas entre sí mucho más de lo que se separan entre
sí los átomos de una misma capa (cristales moleculares). Debido a esta débil unión entre las capas atómicas del grafito, los deslizamientos de
unas capas frente a otras ocurrensin gran esfuerzo, y de ahí su capacidad lubricante, su uso en lapiceros y su utilidad como conductor.
Grafito

27. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Estructura de los Cristales Covalentes (Sólidos Covalentes)
Losdistintosmodosdeempaquetamientoenuncristaldanlugaralasllamadasfasespolimórficas(fases
alotrópicasparaloselementos),queconfierenaloscristales(alosmateriales)distintaspropiedades.
Eneldiamante,cadaátomodecarbonoestáunidoaotroscuatroenformadeunaredtridimensionalmuycompacta(cristales
covalentes),deahísuextremadurezaysucarácteraislante.
Diamante

28. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Cristalinidad
Modelo atómico en un material ordenado (cristal) Modelo atómico de un vidrio (amorfo)
La materia no es totalmente ordenada o desordenada (cristalina o no cristalina) y nos podemos encontrar con
toda una degradación continua del orden (grados de cristalinidad) en los materiales, que nos lleva desde los
perfectamente ordenados (cristalinos) hasta los completamente desordenados (amorfos).

29. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Metálico
✓Lo forman los metales.
✓Es un enlace bastante fuerte.
✓Los átomos de los metales con pocos e
−
en su última capa no forman enlaces
covalentes, ya que compartiendo electrones no adquieren la estructura de gas noble.
✓Se comparten los e
−
de valencia colectivamente.
✓Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados
ordenadamente, formando una estructura cristalina.

30. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Metálico
Elmodelodelmardeelectronesesunmodelomuysencillo,representaalmetalcomounconjuntodecationesocupandolasposiciones
fijasdelaredyloselectronesmóviles,ningúnelectrónenparticularestáconfinadoaunionmetálicoespecifico.
Estemodeloexplicalaaltaconductividadeléctricaytérmica.El
hechodequelosátomosmetálicossepuedanmoversinromper
enlacesexplicalacapacidaddedeformacióndelosmetales.
No obstante, presenta limitaciones, según este
modelo la fuerza de los enlaces debería
aumentar al aumentar el número de electrones
de valencia, aumentando el punto de fusión.

31. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Metálico: Propiedades de los compuestos metálicos
✓Sondúctilesymaleablesdebidoaquenoexistenenlacesconuna
direccióndeterminada.Sisedistorsionalaestructuralose
–
vuelvena
estabilizarlainterponiéndoseentreloscationes.
✓Sonbuenosconductoreseléctricosdebidoaladeslocalizacióndelose
–
.
✓Conducenelcalordebidoaquelosátomosestánmuycompactadoslo
quehacequelasvibracionesenunossetransmitanconfacilidadalosde
suentorno.
✓Tienen,engeneral,altosP.F.yP.E.dependiendodelaestructuradela
red.Lamayoríasonsólidos.Elmercurioeslíquidoatemperaturaambiente.
✓Tienenunbrillocaracterísticodebidoalagrancantidaddenivelesde
energíamuypróximosquehacequeprácticamenteabsorbanenergíade
cualquier“”queinmediatamenteemiten(reflejoybrillo).

32. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Propiedades de los sólidos: Comparativa
Fragilidad de los sólidos iónicos
Aunque los cationes se desplacen, los electrones de
la red amortiguan la fuerza de repulsión entre ellos.
La atracción entre electrones y
capas de cationes no se modifica.
Por el contrario, en los compuestos iónicos este
desplazamiento produce la fractura del cristal.
Maleabilidad y ductilidad de los metales
La atracción entre aniones y cationes se modifica,
al quedar enfrentados iones del mismo signo.

33. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Químico: Ejercicios
La configuración electrónica de un elemento:
a)¿Permite conocer cuál es su posición en el sistema periódico?
b)¿Indica qué clase de enlaces puede formar con otros
elementos?
c)¿Es suficiente información para saber si el elemento es sólido,
líquido o gas?
d)¿Sirve para conocer si el elemento es o no molecular? Justifique
las respuestas.
a) Sí
b) Sí
c) No
d) Sí. Si acaba en “s” o d” se tratará de un elemento metálico y el compuesto no será molecular. Igualmente, los
gases nobles (p
6
) se encuentran como átomos aislados. Son moleculares los elementos no metálicos (p
2
-p
5
).

34. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Enlace Químico: Ejercicios
Rellenar el siguiente cuadro poniendo en cada casilla la fórmula del elemento o de un compuesto que formen entre ellos:
Tipo de enlace: (C = Covalente, I = Iónico, M = Metálico)
Estado de agregación: (S = Sólido, L = Líquido, G= Gas), tal como aparece en el ejemplo.
Cl
Ca
H
O
Cl
H
CaO
Cl
2C GHCl C GCl
2OC GCaCl
2 I S
H
2 C GH
2O C L
CaOI SO
2 C G
CaM S
CaH
2I S

35. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO

36. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO

37. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO

38. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
1. Sólidos Iónicos
2. Sólidos Metálicos
3. Sólidos Covalentes
4. Sólidos Moleculares
La diferencia esencial entre los diferentes tipos de sólidos es el mecanismo que une las
moléculas. Estos mecanismos serán responsables de muchas de las características
físicas, tal como punto de fusión y ebullición, dureza y solubilidad en agua.
Tipos de Sólidos
Tipo de SólidoTipo de EnlaceFuerza Intermolecular
Iónico Iónico
Covalente Covalente
Molecular Polar Covalente
Enlaces de hidrógeno
Dipolo-Dipolo
Molecular No PolarCovalente
Fuerzas de Dispersión,
London
Metálico Metálico

39. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Tipos de Sólidos
Sólido
Temperaturas
Ebu./Fus.
Dureza
Conductividad
eléctrica
Solubilidad
H
2O
Iónico Muy Altas Quebradizos
Sólo en disolución
acuosa
Sí
Covalente Muy Altas Muy duros No No
Molecular Polar Moderadas
Enlaces de hidrógeno
Dipolo-Dipolo
No Sí
Molecular No PolarModerada a Baja
Fuerzas de dispersión
London
No Baja
Metálico Variable Maleable, dúctil Muy alta No

40. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Fuerzas intermoleculares
Lasfuerzasintermolecularessonlasatraccionesyrepulsionesqueexistenentrelasmoléculas,esdecir,entrelaspartículasque
componenlassustancias.Estasfuerzassonresponsablesdemantenerunidasalasmoléculasenestadossólidoylíquido,ytambién
influyenenlaspropiedadesfísicasdelassustancias,comosupuntodeebulliciónofusión.
Las fuerzas de atracción intermoleculares se clasifican en:
1.Interacción Ion-Dipolo
2.Ion-Dipolo inducido
3.Fuerzas de Van derWaals
a)Dipolo-Dipolo
b)Dipolo-Dipolo Inducido
c)Dipolo Instantáneo-Dipolo Inducido (F. dispersión o London)
4.Enlace de hidrógeno (puentes de hidrógeno)

41. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Fuerzas intermoleculares
Las intensidades de las fuerzas intermoleculares de diferentes sustancias varían dentro de un
amplio intervalo, pero son mucho más débiles que los enlaces iónicos o covalentes.
Enlace Covalente (Fuerte)
Atracción Intermolecular (Débil)
HCl (g) H (g) + Cl (g) DH= 431 kJ/mol
HCl (l) HCl (g) DH= 16 kJ/mol
H H
Cl
Cl
En el caso del ácido clorhídrico (HCl),
¡¡¡el enlace covalente entre los átomos de
Cl y H es unas 27 veces más intenso que
la fuerza intermolecular (dipolo-dipolo)!!!

42. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Fuerzas intermoleculares: Fuerzas de Van derWaals
Enlace covalente polar
Más
Electronegativo
Molécula Polar
(momento dipolar)
= (carga parcial) · d (distancia)
3,34·10
-30
C·m= 1 Debye
Johannes Diderik van der Waals
PremioNobel de Física 1910

43. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Fuerzas intermoleculares: (1) Interacción Ion-Dipolo
InteracciónIon-Dipolo:
-catiónatraelacargaparcialnegativadeldipolo
-aniónatraelacargaparcialpositivadeldipolo
NaCl (sol) Na
+
(aq) + Cl
-
(aq)
Ejemplo de interés:
solvatación de iones en disolución

44. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Fuerzas intermoleculares: (2) Interacción Ion-Dipolo inducido
InteracciónIon-Dipoloinducido:
-Atracciónqueseproduceentreunionyunamolécula
apolar.
-Laproximidaddelionprovocaunadistorsiónenlanube
electrónicadelamoléculaapolarqueseconvierte(de
modotransitorio)enunamoléculapolarizada.
-PresenteenlainteracciónentreelionFe
+2
dela
hemoglobinaylamoléculadeO
2,queesapolar.Esta
interaccióneslaquepermitelauniónreversibledelO
2a
lahemoglobinayeltransportedeO
2desdelospulmones
hacialostejidos.

45. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Fuerzas intermoleculares: (3) Fuerzas de Van derWaals (a) Interacción Dipolo -Dipolo
InteracciónDipolo-Dipolo:
-Entremoléculasneutraspolares.
-Sóloefectivasilasmoléculasestánmuycerca.
-Atraccióncuandoseacercanlosextremosdedistintacarga.
-Dependedelaorientación,puedeseratractivaorepulsiva.
-Efectonetosiempreatractivo.
-Interacciónmásdébilquelaion-dipolo.
-SeconocecomofuerzadeKeesom.
Atracción
Repulsión

46. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Fuerzas intermoleculares: (3) Fuerzas de Van derWaals (b) Interacción Dipolo –Dipolo inducido
InteracciónDipolo–Dipoloinducido:
-Tienenlugarentreunamoléculapolaryunamoléculaapolar.
-Lacargadeunamoléculapolarprovocaunadistorsiónenlanube
electrónicadelamoléculaapolarylaconvierte,demodotransitorio,
enundipolo.Enestemomentoseestableceunafuerzadeatracción
entrelasmoléculas.

47. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Fuerzas intermoleculares (3): Fuerzas de Van derWaals (c) Fuerzas de Dispersión (o de London)
Fuerzasdedispersión(odeLondon):
Esprobablequeunmomentodadoloselectronesseencuentrenconcentradosenunaregióndelátomoomolécula.
Estedesplazamientodeelectroneshacequeunaespecieapolarseconviertamomentáneamenteenpolar.2+ 2+
d
+
d
–2+
d
+
d
–
Esteprocesoseconocecomoinducciónyelnuevodipoloformadocomodipoloinducido.
InteracciónDipoloinstantáneo-Dipoloinducido:
Dipolo
instantáneo
Dipolo
inducido

48. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Fuerzas intermoleculares (4): Enlace de Hidrógeno
EnlacesdeHidrógeno(antesconocidoscomopuentesdehidrógeno)
-Atracciónintermolecularmuyfuerte
-Átomodehidrógenodeunenlacepolar(H–F,H–OyH–N)
-Pardeelectronesdeunátomoelectronegativo(F,O,yN)
O H
H
O H
H

49. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Fuerzas intermoleculares (4): Enlace de HidrógenoNH
H
H
NH
H
H OH
H
OH
H FH OH
H
En el agua (líquida o hielo) cada átomo de oxígeno se encuentra unido a otros 4 átomos de hidrógeno, por combinación de
un enlace de hidrógeno y un enlace covalente, en una disposición tetraédrica.

50. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Fuerzas intermoleculares (4): Enlace de Hidrógeno
En el líquido las moléculas sólo interaccionan con algunas vecinas lo que permite que se ordenen de modo
más compacto, la densidad del líquido es mayor que la del sólido.
Losátomosdeoxígenoseordenanenanilloshexagonalesflexionadosdispuestosencapas.Estemodeloserefleja
enlasformashexagonalesdeloscoposdenieve,cuandoelhielofundeserompenalgunosenlacesdehidrógeno.

51. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO

52. TEMA 2. ENLACE QUÍMICO
Estructuras moleculares
ESTRUCTURA
COVALENTE METALICAIONICA
COVALENTE
MOLECULAR
RED
COVALENTE
POLARES APOLARES
Sal (NaCl)
Diamante (C)
Agua (H2O)
Benceno (C)
Cobre (Cu)